Module 3: Les processus chimiques

Chapitre 2: Les modèles atomiques

2.1 Le tableau périodique et la réactivité (p.136)

n Nombre de masse (masse atomique): C’est la somme des neutrons (n0) et des protons

(p+) dans le noyau de l’atome. n Numéro atomique:

C’est le nombre de protons dans le noyau de l’atome.

15 p+

16 no 2é 8é 5é

n=1 n=2 n=3

PNombre de masse (p+ + no)

Numéro atomique (p+)

31

15

2.1 suite

n Pour calculer le nombre de neutrons, on soustrait le numéro atomique du nombre de masse. (masse - # atom.)

n Si l’atome est neutre: p+ = e- n  La 1re couche électronique contient 2 e- et

les suivantes, 8 e-. (Ceci pour les 20 premiers éléments)

2.1 suite n Couche de valence:

C’est la couche d’électrons périphérique (dernière) qui détermine les propriétés de l’atome.

Tous les atomes veulent être stables comme les gaz rares et vont donc réagir différemment selon leur couche de valence.

Ex: Chlore (7 électron de valence) est plus réactif que le phosphore (5 électrons de valence).

n Électron de valence: Nombre d’électrons sur la couche de valence.

2.1 suite…

n Groupe (famille): n Ce sont des éléments ayant des propriétés

chimiques semblables dans une colonne verticale.

n Les éléments d’une famille ont le même nombre d’électrons de valence (e- sur dernière couche électronique)

n Période: n Ce sont les rangées horizontales d’éléments. n Ces rangées correspondent aux couches

électroniques.

2.1 suite

Feuille d’activité – Tableau périodique 1. Métaux, non métaux, et métalloïdes 2. Familles

2.1 suite

1. Prendre le tableau périodique (feuille photocopiée) et indiquer l’information, comme à la p.140 du manuel, fig.5.3

2. Reproduire le tableau 5.1, de la p.140 dans

votre cahier. (Propriétés des métaux, non-métaux, métalloïdes)

2.1 suite…

n  Ion: Atome qui a gagné ou perdu un ou des électrons.

n Cation: Ion chargé positivement car il a perdu un ou des

électrons. n Anion:

Ion chargé négativement car il a gagné un ou des électrons.

Exercice

Modèle de Bohr-Rutherford n Faite le modèle de Bohr-Rutherford des 20

premiers éléments. n En respectant la structure du tableau périodique.

n  Inscris le nombre d’électron de valence pour chaque élément

Exercice

Modèle de Bohr-Rutherford n Faite le modèle de Bohr-Rutherford des

éléments et ions suivants: n  Inscris le nombre d’électron de valence pour

chaque élément a)  F1-

b)  Na1+

c)  P3-

d)  S2-

e) Ca2+

f) Ar g) O2-

h) C

2.1 suite…

n Notation de Lewis: n Ce sont les électrons de valence représentés

par des points autour d’un symbole chimique.

Na 23

11

11 p+

12 no 2é 8é 1é

n=1 n=2 n=3

Na

Modèle de Bohr-Rutherford

Notation de Lewis

Exercice

n  Fais la notation de Lewis pour les ions suivants:

a)  F1-

b)  Na1+

c)  P3-

d)  S2-

e)  Ca2+

Feuille d’exercices

n  FR 5-6 – Les couches électroniques

n  Les particules subatomiques

2.1 suite…La réactivité chimique de 3 familles.

1)  Les métaux alcalins: Ils sont très réactifs car ils perdent facilement leur électron de valence. Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

Moins réactif

Plus réactif }Cation

Suite…

2)  Les Halogènes: Ils sont les non-métaux les plus réactifs car ils gagnent facilement un électron.

F

Cl

Br

I

At Moins réactif

Plus réactif }Anion

Suite…

3)  Les gaz rares: Ne réagissent pas car ils ont 8 électrons de valence.

Exercices p. 146 # 1 à 7

2.2 Liaisons chimiques (p.147)

n  Une liaison chimique se forme entre 2 atomes lorsque les électrons de valence de chaque atome forment ensemble un arrangement stable. (8 électrons)

n  3 façons: 1.  Un atome peut donner 1 ou des électrons afin de

devenir un cation. 2.  Un atome peut gagner 1 ou des électrons afin de

devenir un anion. 3.  Deux atomes peuvent partager 1 ou des électrons.

2.2 Suite…

n  Liaison ionique: n C’est une liaison qui résulte d’un transfert

d’électrons d’un métal à un non métal. n L’attraction entre des ions de charges opposées

forme une liaison ionique.

Représentation de la liaison ionique par la notation de Lewis:

Au tableau…

2.2 Suite…

n  Liaison covalente: n C’est une liaison qui résulte d’un partage

d’électrons entre atomes. (2 non-métaux)

n Ex: H2O (H → non-métaux et O → non-métaux)

Représentation de la liaison covalente par notation de Lewis:

Au tableau…

Exercice

n  Quel type de liaison serait formée entre les atomes suivants:

a)  H – Cl covalente b)  Na – Cl ionique c)  Rb – F ionique d)  K – N ionique e)  N – F covalente f)  Na – B ionique g)  Mg – Br ionique h)  C – O covalente i)  Sr – N ionique j)  H – S covalente

Exercice 2

n  llustrez la formation des liaisons à l’aide de la notation de Lewis: (pour atomes)

1)  Li + O 2)  H + Br 3)  K + Cl 4)  C + Cl 5)  Mg + O 6)  N + H

Propriété des composés ioniques et moléculaires p.151

n  Composé ionique (liaison ionique) n  Point de fusion élevé n  Conduit l’électricité

lorsqu’il est fondu ou dissout dans l’eau (ex: sel dans eau) n  Car les ions sont libres

de se déplacer.

n  Ne conduit pas l’électricité à l’état solide (ex: sel)

n  Composé moléculaire (ou molécule) (liaison covalente) n  Point de fusion bas n  Ne conduit pas

l’électricité lorsqu’il est fondu ou dissout dans l’eau ou à l’état solide.

2.2 Suite…

n Un électrolyte est une substance qui se dissout dans l’eau pour produire une solution conductrice d’électricité. (ex: sel)

n  Les substances ioniques sont des électrolytes alors que les composés moléculaires ont tendance à être des non-électrolytes.

2.3 Les équations chimiques et les réactions chimiques

n  Équation chimique: n  C’est un énoncé qui décrit ce qui arrive aux réactifs et

aux produits pendant une réaction chimique. n  Ex:

n  Il existe 3 différentes formes d’équation chimique: n  Équation nominative n  Équation squelette n  Équation chimique équilibrée

Réactif(s) → Produit(s)

Ca (s) + F2 (g) → CaF2 (s)

Suite…

1.  Équation nominative: n  Il s’agit d’écrire les réactifs et les produits

d’une réaction chimique par leur nom. n  Ex: l’hydrogène gazeux réagit avec l’oxygène

gazeux pour former de l’eau liquide.

Hydrogène + Oxygène → Eau

Suite…

2.  Équation squelette: n  Résumé d’une réaction chimique à l’aide de symbole.

n  Ex: H2 (g) + O2 (g) → H2O (l)

q  Solution: q  s = solide q  l = liquide q  g = gazeux q  aq = solution aqueuse

Suite…

3.  Équation chimique balancée: q  Loi de la conservation de la matière

q  Pendant une réaction chimique, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits.

n  H2 (g) + O2 (g) → H2O (l)

Produits:

H = 2

O = 1

Réactifs:

H = 2

O = 2

Balancé Réactifs: Produits:

H = 4 H = 4

O = 2 O = 2

Coefficients

2 2

Exemple

n  Le sodium à l’état solide réagit avec l’eau à l’état liquide pour former de l’hydroxyde de sodium (NaOH) en solution aqueuse et du dihydrogène à l’état gazeux. n Équation nominative:

n ?

n Équation squelette: n ?

n Équation balancée: n ?

sodium (s) + eau (l) → hydroxyde de sodium(aq) + dihydrogène(g)

Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + H2 (g)

2Na(s) + 2 H2O(l) →2 NaOH(aq) + H2(g)

Exercice

n Équilibrez ces équations chimiques: n H2 + Cl2 → HCl n CH4 + O2 → CO2 + H2O n N2 + H2 → NH3 n C2H6 + Cl2 → HCl + C n KI + Pb(NO3)2 → PbI2 + KNO3

n FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2 n C2H2 + O2 → CO2 + H2O n CoCO3 + O2 → Co3O4 + CO2

Exercice «les équations équilibrées»

P. 174 # 1, 3 et 4 p. 177 # 17 et 18

2.4Réaction de combustion

n Une réaction de combustion se produit lorsqu’une substance réagit avec l’oxygène.

n  Il se produit une réaction de combustion qui dégage de la chaleur lorsque des hydrocarbures sont brûlés. n Un hydrocarbure est un composé qui contient

seulement des atomes de carbone et d’hydrogène.

2.4 Suite…

n  Les principales sources d’hydrocarbure que nous utilisons sont le pétrole brut et le gaz naturel. n Exemples d’hydrocarbure: n Voir schémas des molécules ci-dessous.

n CH4 → Méthane n C3H8 → Propane n C4H10 → Butane n C8H18 → Octane

2.4 Suite…

n  Il existe 2 sortes de combustion… n Combustion complète

n Quand des hydrocarbures sont brûlés avec beaucoup d’oxygène.

hydrocarbure + oxygène → gaz carbonique + eau + É (équation nominative)

n Combustion incomplète n Quand les hydrocarbures sont brûlés avec une faible

quantité d’oxygène. hydrocarbure + oxygène → gaz carbonique + eau + monoxyde de carbone + carbone + É

2.4 Facteurs agissant sur la vitesse d’une réaction chimique

n  Taux de réaction n  Désigne la rapidité ou la lenteur avec laquelle un

changement se produit.

n  Pour déterminer le taux d’une réaction chimique, tu dois être capable de mesurer la vitesse à laquelle les réactifs sont utilisés ou que les produits sont formés. n  Si la réaction se fait vite = Taux élevé

Suite…

n  Voici les facteurs qui agissent sur la vitesse d’une réaction:

1.  La concentration n  Plus la concentration est grande, plus il y a de collisions entre les

particules alors plus la vitesse de réaction est élevée 2.  La surface de contact

n  Plus grande est la surface de contact, plus la vitesse de réaction est élevée.

3.  La température n  Plus la température est élevée, plus la vitesse des particules est

grande et plus il y a de chances qu’elles entrent en collision. Ceci augmente le taux de réaction.

4.  Les catalyseurs n  Les catalyseur sont des substances qui accélèrent ou diminuent

le taux de réaction sans être eux-mêmes utilisés pendant la réaction.

Les acides et bases au quotidien

n  Exemples d’acides -  Jus d’agrumes -  Vinaigre -  Café -  Estomac -  Boisson gazeuse -  Tomate -  Batterie d’auto

n  Exemples de bases -  Rolaids -  Nettoyants à four -  Nair (épilatoire) -  Savon -  Bicarbonate de soude

(petite vache) -  Pâte à dents

Les acides et les bases

n  Acide: n  Une substance qui produit des ions d’hydrogène (H+) en

solution aqueuse. n  Ex: l’acide chlorhydrique (HCl(aq)) est un composé qui se dissout

dans l’eau et se sépare en H1+ et Cl1-. HCl(aq) → H+

(aq) + Cl-(aq)

n  Base: n  Une substance qui produit des ions d’hydroxyde (OH-)

en solution aqueuse. n  Ex: l’hydroxyde de sodium (NaOH) est un composé qui se

dissout dans l’eau et se sépare en ions OH- et Na+ NaOH(aq) → Na+

(aq) + OH -(aq)

Suite…

n Échelle de pH (puissance en ions hydrogène)

n Échelle de valeur de 0 à 14 indiquant la concentration en ions hydrogènes (H+) ou hydroxyde (OH- ) d’une solution.

n Voir Schéma

Suite…

n  Les acides forts libèrent beaucoup d’ions hydrogènes (H+) et les acides faibles en libèrent peu.

Acides forts

• H2SO4 (acide sulfurique)

Batterie d’auto

• HCl(aq) (acide chlorhydrique)

Estomac

Acide Faible

• H2CO3 (acide carbonique)

Boissons gazeuses

Suite…

n  Les bases fortes libèrent beaucoup d’hydroxydes (OH-) et les bases faibles en libèrent moins.

Bases fortes

• NaOH (hydroxyde de sodium)

Draino

Bases faibles

• Be(OH)2 (Hydroxyde de béryllium)

Réaction de neutralisation

n  Lorsqu’un acide et une base réagissent ensemble pour former de l’eau et un sel. n Lorsqu’on a trop d’acide dans l’estomac, l’acide

remonte dans l’œsophage et cause des brûlures d’estomac. On peut avoir recours à un antiacide (base) qui neutralise l’acide gastrique en excès. Le résultat est donc du sel et de l’eau.

Acide + Base → sel + Eau HCl(aq) + NaOH → NaCl + H2O

Indicateurs chimiques

n Papier tournesol n  Indique la présence d’un acide ou d’une base.

n Base: Le papier tournesol rouge devient bleu n Acide: Le papier tournesol bleu devient rouge

n Phénolphtaléine n  Incolore quand on a une solution acide ou

neutre et devient rose quand on a une solution basique.

Tableau acides et bases